高中化學選修四知識點

　　梳理重要的知識點對考試幫助是非常大的。下面是由小編為您帶來的，希望對大家有所幫助。

　　***一***

　　1、化學平衡常數

　　***1***對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的係數次方的乘積與反應物濃度的係數次方的乘積之比為一常數，該常數稱為化學平衡常數，用符號K表示 。

　　***2***平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度***即反應限度***，平衡常數越大，說明反應可以進行得越完全。

　　***3***平衡常數表示式與化學方程式的書寫方式有關。對於給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數互為倒數。

　　***4***藉助平衡常數，可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時，說明反應達到平衡狀態。

　　2、反應的平衡轉化率

　　***1***平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。如反應物A的平衡轉化率的表示式為：

　　α***A***=

　　***2***平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的平衡轉化率提高。

　　***3***平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。

　　3、反應條件對化學平衡的影響

　　***1***溫度的影響

　　升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動;降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的。

　　***2***濃度的影響

　　增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動;增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。

　　溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數不變。化工生產中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。

　　***3***壓強的影響

　　ΔVg=0的反應，改變壓強，化學平衡狀態不變。

　　ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動。

　　***4***勒夏特列原理

　　由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件***濃度、壓強、溫度等***平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。4、化學反應是怎樣進行的

　　***1***基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應，大多數化學反應都是分幾步完成的。

　　***2***反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應。總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程，又稱反應機理。

　　***3***不同反應的反應歷程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同，反應歷程的差別又造成了反應速率的不同。

　　5、化學反應速率

　　***1***概念：

　　單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的速率，用符號v表示。

　　***2***特點

　　對某一具體反應，用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同，但各物質表示的化學反應速率之比等於化學方程式中各物質的係數之比。

　　6、濃度對反應速率的影響

　　***1***反應速率常數***K***

　　反應速率常數***K***表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數越大，反應進行得越快。反應速率常數與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。

　　***2***濃度對反應速率的影響

　　增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。

　　增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。

　　***3***壓強對反應速率的影響

　　壓強隻影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。

　　壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質的濃度都增大，正、逆反應速率都增加;增大容器容積，氣體壓強減小;氣體物質的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。

　　***二***

　　1、水的電離

　　H2OH++OH-

　　水的離子積常數KW=[H+][OH-]，25℃時，KW=1.0×10-14mol2·L-2。溫度升高，有利於水的電離， KW增大。

　　2、溶液的酸鹼度

　　室溫下，中性溶液：[H+]=[OH-]=1.0×10-7mol·L-1，pH=7

　　酸性溶液：[H+]>[OH-]，[ H+]>1.0×10-7mol·L-1，pH<7

　　鹼性溶液：[H+]<[OH-]，[OH-]>1.0×10-7mol·L-1，pH>7

　　3、電解質在水溶液中的存在形態

　　***1***強電解質

　　強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質，強電解質在溶液中以離子形式存在，主要包括強酸、強鹼和絕大多數鹽，書寫電離方程式時用“=”表示。

　　***2***弱電解質

　　在水溶液中部分電離的電解質，在水溶液中主要以分子形態存在，少部分以離子形態存在，存在電離平衡，主要包括弱酸、弱鹼、水及極少數鹽，書寫電離方程式時用“ ”表示。

　　4、弱電解質的電離平衡。

　　***1***電離平衡常數

　　在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數，叫電離平衡常數。

　　弱酸的電離平衡常數越大，達到電離平衡時，電離出的H+越多。多元弱酸分步電離，且每步電離都有各自的電離平衡常數，以第一步電離為主。

　　***2***影響電離平衡的因素，以CH3COOHCH3COO-+H+為例。

　　加水、加冰醋酸，加鹼、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動，加入CH3COONa固體，加入濃鹽酸，降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動。

　　5、鹽類水解

　　***1***水解實質

　　鹽溶於水後電離出的離子與水電離的H+或OH-結合生成弱酸或弱鹼，從而打破水的電離平衡，使水繼續電離，稱為鹽類水解。

　　***2***水解型別及規律

　　①強酸弱鹼鹽水解顯酸性。

　　NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl

　　②強鹼弱酸鹽水解顯鹼性。

　　CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH

　　③強酸強鹼鹽不水解。

　　④弱酸弱鹼鹽雙水解。

　　Al2S3+6H2O=2Al***OH***3↓+3H2S↑

　　***3***水解平衡的移動

　　加熱、加水可以促進鹽的水解，加入酸或鹼能抑止鹽的水解，另外，弱酸根陰離子與弱鹼陽離子相混合時相互促進水解。

　　6、沉澱溶解平衡與溶度積

　　***1***概念

　　當固體溶於水時，固體溶於水的速率和離子結合為固體的速率相等時，固體的溶解與沉澱的生成達到平衡狀態，稱為沉澱溶解平衡。其平衡常數叫做溶度積常數，簡稱溶度積，用Ksp表示。

　　PbI2***s***Pb2+***aq***+2I-***aq***

　　Ksp=[Pb2+][I-]2=7.1×10-9mol3·L-3

　　***2***溶度積Ksp的特點

　　Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，與沉澱的量無關，且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動，但並不改變溶度積。

　　Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力。

　　***三***

　　1、離子反應發生的條件

　　***1***生成沉澱

　　既有溶液中的離子直接結合為沉澱，又有沉澱的轉化。

　　***2***生成弱電解質

　　主要是H+與弱酸根生成弱酸，或OH-與弱鹼陽離子生成弱鹼，或H+與OH-生成H2O。

　　***3***生成氣體

　　生成弱酸時，很多弱酸能分解生成氣體。

　　***4***發生氧化還原反應

　　強氧化性的離子與強還原性離子易發生氧化還原反應，且大多在酸性條件下發生。

　　2、離子反應能否進行的理論判據

　　***1***根據焓變與熵變判據

　　對ΔH-TΔS<0的離子反應，室溫下都能自發進行。

　　***2***根據平衡常數判據

　　離子反應的平衡常數很大時，表明反應的趨勢很大。

　　3、離子反應的應用

　　***1***判斷溶液中離子能否大量共存

　　相互間能發生反應的離子不能大量共存，注意題目中的隱含條件。

　　***2***用於物質的定性檢驗

　　根據離子的特性反應，主要是沉澱的顏色或氣體的生成，定性檢驗特徵性離子。

　　***3***用於離子的定量計算

　　常見的有酸鹼中和滴定法、氧化還原滴定法。

　　***4***生活中常見的離子反應。

　　硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多，主要有：

　　Ca2+、Mg2+的形成。

　　CaCO3+CO2+H2O=Ca2++2HCO3-

　　MgCO3+CO2+H2O=Mg2++2HCO3-

　　加熱煮沸法降低水的硬度：

　　Ca2++2HCO3-CaCO3↓+CO2↑+H2O

　　Mg2++2HCO3-MgCO3↓+CO2↑+H2O

　　或加入Na2CO3軟化硬水：

　　Ca2++CO32-=CaCO3↓，Mg2++CO32-=MgCO3↓